2．根据非金属活动性顺序判断
氧化剂的氧化性越强，则其对应的还原产物的还原性就越弱；还原剂的还原性越强，则其对应的氧化产物的氧化性就越弱。
对单质而言，非金属单质的氧化性越强，对应阴离子的还原性越弱，非金属单质的氧化性越弱，对于阴离子的还原性越强；金属单质的还原性越强，对于阳离子的氧化性越弱，金属单质的还原性越弱，对于阳离子的氧化性越强。
3．根据化学方程式进行判断
氧化性：
氧化剂>氧化产物；
还原性：
还原剂>还原产物。
4．根据氧化还原反应进行的难易程度（反应条件或剧烈程度）的不同进行判断。
氧化还原反应越容易进行（表现为反应所需条件越简单），则氧化剂的氧化性和还原剂的还原性就越强。
例如：
2Na+2H2O＝2NaOH+H2↑，Mg+2H2O
Mg（OH）2+H2↑
前者比后者容易发生，可判断还原性：
Na>Mg。
5．根据使其它物质被氧化或被还原价态的不同进行判断
例如：
Cu+Cl2
CuCl2，2Cu+S
Cu2S，根据Cl2、S分别与Cu反应，使Cu氧化的程度不同（Cu2+,Cu+）可判断出单质的氧化性：
Cl2>S
6．物质中元素具有最高价，则该元素只有氧化性；物质中元素具有最低价时，该元素只有还原性；物质中元素具有中间价时，该元素既有氧化性又有还原性。
一般，对于同一种元素，价态越高，其氧化性就越强；价态越低，其还原性就越强（正价的卤素相反）。
例如氧化性：
Fe3+>Fe2+，H2SO4（浓）>H2SO3，HClO>HClO3>HClO4
7．可根据元素周期表判断
同周期元素，随着核电荷数的递增，单质的氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱；最高价阳离子氧化性逐渐增强，最低价阴离子还原性逐渐减弱。
同主族元素，随着核电荷数的递增，单质的氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强；同价态阳离子氧化性逐渐减弱，同价态阴离子还原性逐渐增强。
8．其它条件
一般溶液的酸性越强或温度越高，则氧化剂的氧化性和还原剂的还原性就越强，反之则越弱。
如：
①温度：
如热的浓H2SO4的氧化性比冷的浓H2SO4的氧化性强。
②浓度：
氧化性 浓HNO3>稀HNO3；还原性 浓盐酸>稀盐酸。
③酸碱性：
如KMnO4溶液的氧化性随溶液的酸性的增强而增强。
一般来讲，在酸性条件下KMnO4被还原为Mn2+，在中性条件下被还原为MnO2，碱性条件下被还原为MnO42-。
注意：
①氧化还原性的强弱与该原子得失电子的难易程度有关，而与得失电子数目的多少无关。
得电子能力越强，其氧化性就越强；而失电子能力越强，其还原性就越强。
②同一元素相邻价态间不发生氧化还原反应。
四、氧化还原类型与配平方法――化合价升降法
理论依据：
氧化还原反应中，氧化剂获得电子总数与还原剂失去电子总数相等，表现为：
化合价升高与化合价降低总数相等。
此外，属于离子反应的氧化还原反应，还遵循电荷守恒。
1、普通氧化还原方程式的配平
①要标对所有变化了的化合价，单质中元素化合价为零；化合物中，一般情况下H总是+1价，O总是-2价（在个别物质中有例外，如过氧化物）然后推算其它元素的化合价。
②对于有变价的金属元素在化合物中，常先看阴离子的价态，再定金属的化合价，如：
、
，Fe3O4可看成是：
Fe2O3·FeO，即其中有2个
，一个
③先配平发生氧化还原的物质，倍数乘到氧化产物与还原产物中，最后通过质量守恒，完成配平
2、变化的元素带下角标情况――把下角标数的该元素的原子数做为一个整体看待，倍数乘到含该角标元素的物质前（不论该物质是反应物还是生成物）
3、岐化反应和归中反应――一般不必考虑单质的角标，把倍数乘到两端价态元素的物质前；若结果出现化学计量数为分数情况，则乘最小公倍数变为整数（如练习⑺⑻）；若归中反应的元素在同一化合物中且所需两原子个数不同时，要满足倍数大者的需要（见练习⑶）。
4、氧化数（化合价）为分数的情况──直接按分数进行配平，兼顾前面的3条原则（把倍数乘到有角码的物质前面等）
5、同一化合物的所有组成元素的价态均升高（或均降低）──把此化合物看成一个整体［保持元素原子个数比且求出化合价升高（或降低）之代数和］，并结合其他规则配平。
6、某元素发生岐化或归中反应且还有其它元素得失电子的类型――先求出化合价升高总数与化合价降低总数，再求最水公倍数；同时注意角码。
7、带未知数的氧化还原方程式的配平――把未知数看成一个常数进行配平
例12、Na2Sx+NaClO+NaOH──Na2SO4+NaCl+H2O
xS：
↑（6x+2）×1
Cl：
+1→-1 ↓2×（3x+1）
填写化学计量数和结论如下：
1Na2Sx+（3x+1）NaClO+（2x-2）NaOH=xNa2SO4+（3x+1）NaCl+（x-1）H2O
① ② ③ ② ① ④
8、有机方程式的配平――计算有机物中C元素的平均氧化数或根据有机物的结构确定价态变化的元素
例13、H2C2O4+KMnO4+H2SO4──CO2+K2SO4+MnSO4+H2O
把H显+1价、O显+2价代入H2C2O4中求得C显+3价
2C：
+3→+4 ↑2×5
Mn：
+7→+2 ↓5×2
化学计量数的填写步骤和结论如下：
5H2C2O4+2KMnO4+3H2SO4=10CO2+1K2SO4+2MnSO4+8H2O
① ② ④ ② ③ ① ⑤
练习：
配平下面的化学方程式
⑴CrO3（红色）+C2H5OH+H2SO4──Cr2（SO4）3（绿色）+CH3CHO+H2O
⑵K2Cr2O7+H2C2O4+H2SO4－K2SO4+Cr2（SO4）3+CO2+H2O
9、离子反应方程式的配平――除化合升降外，还要充分运用电荷平衡
例14、Fe2++Cl2=2Cl-+Fe3+是错误的。
正确的如下：
2Fe2++Cl2=2Cl-+2Fe3+
练习：
配平下列离子方程式
①S2-+SO32-+H+──S↓+H2O
②S2O32-+H+──S↓+SO2↑+H2O
③ClO3-+Cl-+H+──Cl2↑+H2O
④MnO2+H++Cl-──Mn2++Cl2↑+H2O
⑤Cu2++I-──CuI↓+I3-
⑥Cu+H++NO3-──Cu2++NO↑+H2O
⑦Cu+Fe3+──Fe2++Cu2+
⑧Na+H2O──Na++H2↑+OH-
⑨Al+OH-+H2O──AlO2-+H2↑
⑩Si+OH-+H2O──SiO32-+H2↑
NO3—+Zn+OH—+H2O──NH3+Zn（OH）42—
10、缺项配平
缺项配平的一般规律：
a、缺项一般不可能是氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物。
b、缺项一般是介质，如H2O、KOH、H2SO4，对于离子方程式的缺项通常是H+、OH-、H2O
配平的步骤是：
（1）先确定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物各项化学计量数；
（2）根据两边氢、氧原子数或某一原子团确定缺项物质；
（3）用观察法确定其它各项化学计量数。
例15、2KMnO4+5KNO2+囗____──2MnSO4+K2SO4+5KNO3+3H2O缺项为H2SO4化学计量数为3
练：
3Pt+4HNO3+18HCl——3H2PtCl6+4NO↑+囗____ 缺项为H2O化学计量数为8
练：
3ClO-+2Fe（OH）3+囗____──3Cl-+2FeO42-+5H2O 缺项为OH-化学计量数为4
注意：
如果是化学反应方程式，其缺项一般为：
水、酸、碱。
如果是离子反应方程式其缺项一般为：
水、H+、OH-。
在离子反应方程式配平其缺项时如有两种可能如（H2O、H+）或（H2O、OH-），还应考虑离子共存的问题如：
Cu2++FeS2+囗____──Cu2S+SO42-+Fe2++囗____
可有两种选择：
（14、5、12H2O、7、3、5、24H+）或（14、5、24OH-、7、3、5、12H2O）后一种配平由于OH-与Cu2+不能共存所以不正确。
11、整体把握变化的原子数
练习：
配平下面的化学方程式
⑴K4[Fe（CN）6]－KCN+Fe+C+N2↑
提示：
此题中由于C、N原子均部分参加反应，且原子个数比为1∶1，配平时要注意保持二者的比例关系。
如下：
结论与步骤如下：
K4[Fe（CN）6]=4KCN+1Fe+2C+1N2↑
⑵PbO2+MnSO4+H2SO4──Pb（MnO4）2+PbSO4+H2O
分析：
此反应的特点是+4价Pb的还原产物+2价Pb分别在两种生成物中，配平时要从变化的Pb原子总数把握配平。
如下：
Pb：
+4→+2 ↓2×5
2Mn：
+2→+7 ↑10×1
此题把倍数1乘到带角码的物质Pb（MnO4）2前，但倍数5不直接乘到Pb（MnO4）2或PbSO4前，因为5是变化的Pb原子总数，结合反应中+4价Pb变化数也为4，而+4价Pb只有一种存在形式PbO2，所以，应把倍数5乘到只有一种存在形式的PbO2前。
如下：
5PbO2+2MnSO4+2H2SO4=1Pb（MnO4）2+4PbSO4+2H2O
五、氧化还原反应的基本规律及应用
1．氧化还原反应中的守恒
（1）原子守恒：
从宏观上阐述即指质量守恒，从微观上讲就是指原子守恒。
（2）电荷守恒：
方程式左边的净电荷数等于方程式右边的净电荷数。
（3）电子守恒：
氧化还原反应中得失电子总数相等。
2．强弱规律：
较强氧化性的氧化剂和较强还原性的还原剂反应，生成弱还原性的还原产物和弱氧化性的氧化产物。
应用：
在适宜的条件下，用氧化性较强的物质制备氧化性较弱的物质，或用还原性较强的物质制备还原性较弱的物质，亦可用于比较物质间氧化性或还原性的强弱。
3．归中规律：
同一元素不同价态原子间发生氧化还原反应时：
高价态
中间价态
低价态，也可归纳为：
两相靠，不相交。
若中间有多种价态，则原高价物质对应的还原产物价态仍高，原低价态的物质对应的氧化产物的价态仍低，或说成：
同种元素不同价态间反应向中间靠近时，价态：
还原产物≥氧化产物，也可说成：
高对高，低对低。
例如：
此反应中H2S不可能变为SO2，同样，H2SO4也不可能变为生成物中S。
4．歧化反应：
反应物自身氧化还原反应，同种元素一部分化合价升高，一部分化合价降低的反应。
高价态
中间价态
低价态
例如：
+2NaOH＝Na
+Na
O+H2O
5．先后规律：
一种氧化剂（或还原剂）与多种还原剂（或氧化剂）相遇时，总是依还原性（或氧化性）强弱顺序先后去氧化还原剂（或去还原氧化剂）
应用：
判断物质的稳定性及反应顺序。
例如：
把Cl2通入FeBr2溶液中，Cl2的强氧化性可将Fe2+、Br-氧化。
由于还原性Fe2+>Br-，所以，当通入少量的Cl2时，根据先后规律，Cl2首先将Fe2+氧化。
当Cl2足量时，方可把Fe2+、Br-一并氧化。
2Fe2++Cl2＝2Fe3++2Cl-（Cl2不足量），2Fe2++4Br-+3Cl2＝2Fe3++2Br2+6Cl-（Cl2足量）
6．性质规律
①某元素处于最高价态时，则含有该元素的物质就具有氧化性。
（在化学反应中，该元素化合价只能降低，不可升高）例：
K
nO4、H2
O4、H
O3、
Cl3、
2等。
②某元素处于最低价态时，则含有该元素的物质具有还原性。
（在化学反应中，该元素的化合价只能升高，不能降低）例：
H
、
、Na2
等。
③某元素处于中间价态时，则含有该元素的物质既有氧化性，又有还原性。
（该元素的化合价可能升高或者降低）例：
、
、
、
等。
④金属单质只有还原性，非金属单质多数既具有氧化性，又具有还原性，少数只具有氧化性（如O2、F2）。
⑤含同种元素相邻价态的两种物质之间不发生氧化还原反应。
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